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一、元素周期表、元素周期律

1、1-18号元素 (请按下图表示记忆)

H He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar

2、元素周期表结构(元素周期表大概框架、稀有气体原子序数，每一周期包含的元素种类要记)

元素 周 期

表 周期(7个横行) 族 (18个纵行，16短周期(1、2、3周期) 长周期(4、5、6、7周期) 不完全周期(7周期) 主族(7个)(ⅠA-ⅦA) 副族(7个)(ⅠB-ⅦB) 0族 Ⅷ族

3、元素在周期表中位置

周期数=电子层数 主族序数=最外层电子数=最高正化合价

4、元素周期律

从左到右---原子序数逐渐增加---原子半径逐渐减小----得电子能力(不是得电子数目)逐渐增强(失电子能力逐渐减弱)-----非金属性逐渐增强(金属性逐渐减弱)

从上到下---原子序数逐渐增加---原子半径逐渐增大----失电子能力(不是失电子数目)逐渐增强(得电子能力逐渐减弱)-----金属性逐渐增强(非金属性逐渐减弱)

故非金属性最强的是F 金属性最强的Cs

金属性、非金属性判断标准(重要，记牢)

单质与氢气化合越容易 如：F2>Cl2>Br2>I2

氢化物稳定性越强 如稳定性：HF>HCl>HBr>HI

最高价氧化物对应的水化物酸性越强 如酸性：HClO4>H2SO>HPO>H4SiO4 金属性越强 与水或酸反应置换出氢气越容易，反应越剧烈 如剧烈程度 Cs>Rb>K>Na>Li最高价氧化物对应水化物碱性越强 如碱性： NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3

5、判断微粒半径大小(原子半径、离子半径比较都适用)的总原则是首先画出结构示意图，然后：(1)电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大;

(2)电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小;

(3)电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大;如r(Fe)> r(Fe3+)

二、微粒之间的相互作用

1、化学键

定义：物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用

化学键：共价键和离子键

2、共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键

如何判断共价键：非金属元素和非金属元素之间易形成共价键

3、离子键：使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用(静电作用，包括静电引力和斥力) 1 2+如何判断离子键： 活泼金属元素 或 铵根离子 与非金属元素或带电原子团之间形成离子键 如 NaCl MgO 等中存在离子键

NH4Cl NaOH NaNO3中既有离子键也有共价键

4、共价化合物：仅仅由共价键形成的化合物(共价化合物中不能有离子键)。如HCl、H2SO4、CO2等

5、离子化合物：存在离子键的化合物。如NaCl、MgCl2、KBr、NaOH、NH4Cl等

6、分子间作用力与氢键

分子间作用力

(1)概念：将分子聚集在一起的作用力。

(2)对物质性质的影响

①分子间作用力影响由分子构成的物质的熔沸点高低和溶解性。

②对于分子组成和结构相似的物质，其分子间作用力随相对分子质量增大而增大，熔沸点也随之增大。

7、电子式和结构式

电子式：在元素符号周围用小点或小叉表示原子最外层电子数目的式子。

写电子式时，阴离子要用[ ]号，并在其右角上表明所带电性和电量;阳离子除铵根

离子外，一般就是其离子符号。电子式的书写包括：分子、原子、简单离子、某些复杂离子(如OH-、NH4+)、共价化合物、离子化合物及其形成过程，写物质电子式时一定要首先判断是共价分子还是离子化合物

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